Prvky skupiny IV.A

C, Si, Ge, Sn, Pb: uhlík, křemík, germanium, cín, olovo
César si Germány snadno podrobil
14. skupina (IV.A)
elektronová konfigurace valenční vrstvy: ns2 np2 – 4 valenční elektrony
pevné látky

Uhlík

chemie uhlíku – organická a anorganická (C, CO2, CO, H2CO3 a její soli, sirouhlík, karbidy, kyanidy)
budeme probírat anorganickou chemii

Výskyt

Modifikace uhlíku

grafit (tuha)
diamant
fullereny

Grafit

(z řeckého grafein – psát)
Struktura
normálně má uhlík elektronovou konfiguraci C: [He] 2s2 2p2, v přírodě se ale vyskytuje i ve svém excitovaném stavu: C*: [He] 2s1 2p3 – až 4-vazný
vrstevnatá struktura
jedna vrstva – atom spojen se třemi sousedními atomy uhlíku, jeden elektron se může volně pohybovat; atomy uhlíku uspořádány do šestiúhelníků
mezi vrstvami působí Van der Waalsovy síly, jsou tam delokalizované elektrony

Vlastnosti
šedočerná barva
vede elektrický proud (díky volným elektronům)
je měkký a otírá se
vysoká teplota tání
Užití
tuhy do tužek
elektrody
mazadlo do ložisek (grafitový prášek)
výroba žáruvzdorného materiálu
jaderné reaktory (grafitové tyče zpomalují reakci)

Diamant

každý uhlík je spojen kovalentními vazbami se čtyřmi sousedními uhlíky (vrcholy čtyřstěnu)
diamant nemá volný elektron, nevede elektřinu
láme světlo
nejtvrdší přírodní materiál – 10. stupeň Mohsovy stupnice tvrdosti
Užití
řezání skla
vrtné hlavice
šperkařství
broušené diamanty – brilianty
u diamantů karáty udávají hmotnost (1 karát odpovídá 0,205g; u zlata udávají ryzost zlata
fasety – vybroušené plošky
umělé diamanty – vyráběné z grafitu za vysoké teploty a tlaku

Fullereny

umělá modifikace
jsou tvořeny z jednotlivých molekul ve tvaru mnohostěnu (vypadají trochu jako fotbalový míč)

Technické formy uhlíku

Aktivní uhlí

(živočišné uhlí)
pórovitá látka s velikým povrchem
má adsorpční účinky (zachycuje jiné látky na povrchu)
(neplést s absorbční – pohlcování)
filtry – akvárium, plynové masky, digestoř
ve farmacii

Saze

vznikají nedokonalým spalováním uhlíkatých látek
výroba pneumatik, výroba tiskařské černi

Koks

vzniká při karbonizaci uhlí – zahřívání uhlí bez přístupu vzduchu
palivo
redukční činidlo při výrobě železa

Přirodní uhlí

liší se obsahem uhlíku

Anorganické sloučeniny uhlíku

Oxid uhličitý

CO2
bezbarvý plyn
těžší než vzduch (ca 1,5-krát)
není toxický, ale je nedýchatelný
není hořlavý
při ochlazování (ca -78,5ºC) dochází k desublimaci – plyn se mění v pevnou látku
kapalný CO2 se za normálního tlaku nevyskytuje
v atmosféře – ca 0,03obj%
je reaktant při fotosyntéze:
6CO2 + 6H2O → (chlorofyl, svtlo)   C6H12O6 + 6O2
pokud množství CO2 v prostředí přesáhne 10%, dochází u lidí k udušení – kvasné sklepy, studně, jeskyně, silo
Struktura molekuly
uprostřed uhlík, z obou stran dvojnou vazbou připojen kyslík, v každé dvojné vazbě je jedna vazba sigma (σ), druhá pí (π)
jednotlivé vazby jsou sice polární – elektrony jsou blíže ke kyslíku, navzájem se ale síly vyruší, molekula je nepolární
má lineární tvar (atomy jsou na jedné přímce)
Vznik
Laboratorní příprava
na uhličitan vápenatý (CaCO3) nalijeme kyselinu chlorovodíkovou (HCl):
CaCO3 + 2HCl → [H2CO3 + CaCl2] → CO2 + H2O + CaCl2
H2CO3 je nestálá a rozkládá se na CO2 + H2O
tato reakce se často provádí v Kippově přístroji
Výroba
pálení vápence:
CaCO3 → (t)   CaO + CO2
Užití
Důkaz
zakalení vápenné vody – přefiltrovaný roztok hydroxidu vápenatého (Ca(OH)2)
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓ +H2O
CaCO3 je ve vodě nerozpustný, způsobí zákal

Oxid uhelnatý

CO
bezbarvý plyn
toxický – váže se na krevní barvivo hemoglobin, na něj se pak nemůže navázat kyslík, dochází k udušení
ve výfukových plynech
hořlavý
součást některých topných plynů (např. svíiplyn), ty jsou často nahrazeny
ve vodě je nerozpustný
redukční činidlo ⇒ výroba železa
Vznik
při nedokonalém spalování uhlíkatých látek
nejdříve vzniká CO2, to se díky dalšímu uhlíku změní na CO:
C + O2 → CO2
CO2 + C → 2CO
Výsledná rovnice je 2C + O2 → 2CO
Laboratorní příprava
dehydratace kyseliny mravenčí (HCOOH):
HCOOH → (H2SO4)   CO + H2O
Poznámka
CO může existovat jako ligand v komplexních sloučeninách pod názvem karbonyl

Kyselina uhličitá

H2CO3
bezbarvá kapalina
nestálá, rozkládá se na CO2 + H2O
vzniká zaváděním oxidu uhličitého do vody:
CO2 + H2O → H2CO3
při zavádění CO2 do vody část probublá, část se rozpustí a pouze malá část zreaguje
Výskyt
kyselky (z CO2 vulkanického původu), minerálky
dešťová voda – kyselá díky CO2 ve vzduchu
H2CO3 v dešťové vodě způsobuje a podílí se na rozrušování vápence, korozi, měděnce

Soli kyseliny uhličité

uhličitany (obsahují uhličitanový anion CO32 − ), hydrogenuhličitany (hydrogenuhličitanový anion HCO3 − )
Příprava
☉hydroxidu +CO2

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O

pokud výsledné produkty necháme znovu reagovat s CO2, vzniká hydrogenuhličitan

CaCO3 + H2O + CO2 → Ca(HCO3)2

2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
Na2CO3 + H2O + CO2 → 2NaHCO3
Vlastnosti
většinou jsou ve vodě nerozpustné, výjimkou jsou uhličitany alkalických kovů
při reakci s kyselinou vzniká oxid uhličitý:

CaCO3 + HCl → H2CO3 + CaCl2 → CO2 + H2O + CaCl2
(H2CO3 je nestálá a rozpadá se na CO2 + H2O)
tato reakce slouží pro zjištění, zda je kámen vápenec
odstranění vodního kamene

NaHCO3 + HCl → CO2 + H2O + NaCl
proti pálení žáhy – NaHCO3 je roztok jedlé sody, HCl se při pálení žáhy dostává do jícnu

Uhličitan sodný
Na2CO3
soda (̸= krystalická soda, ̸= jedlá soda)
výroba skla, pracích prášků a mýdla
Hydrogenuhličitan sodný
NaHCO3
jedlá soda, užívací soda, soda bikarbona
proti pálení žáhy – neutralizace HCl, viz výše
jako prášek do pečení:
2NaHCO3 → (t)   Na2CO3 + CO2 + H2O; CO2 je kypřící plyn
do práškových hasících přístrojů – viz rovnice o řádek výše – za tepla se mění mimo jiné na CO2
Uhličitan vápenatý
CacO3
vápenec
používá se jako stavební materiál
Uhličitan draselný
K2CO3
podobné užití jako soda – výroba skla, pracích prostředků, mýdla
Koloběh vápence v přírodě
vápenec v jeskyni reaguje s vodou a CO2:
CaCO3 + H2O + CO2 → Ca(HCO3)2
Ca(HCO3)2) se ve vodě rozpouští
krápníky vznikají tak, že se Ca(HCO3)2 zase mění na nerozpustný vápenec (CaCO3)
rovnováhou mezi těmito reakcemi postupně krápníky rostou – „roztají”, „ztuhnou”, . . . tím, jak se neustále CaCO3 mění na Ca(HCO3)2 a zpátky
Koloběh vápence v průmyslu
pálení vápence:
CaCO3 → (t)   CaO + CO2
CaO – pálené vápno
CaO + H2O → Ca(OH)2
exotermická reakce
Ca(OH)2 – hašené vápno
Ca(OH)2 + H2O+ písek → vápenná malta
rovnice tvrdnutí vápenné malty:
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O
CaCO3 – tvrdá látka, nerozpustná ve vodě

Další anorganické sloučeniny uhlíku

Karbidy
karbidy – dvouprvkové sloučeniny uhlíku a prvku s nízkou elektronegativitou
Karbid vápenatý
(acetilid vápenatý)
CaC2
výroba acetylenu:
CaC2 + 2H2O → C2H2 + Ca(OH)2
C2H2 – acetylen
Karbid křemíku
SiC (karborundum)
tvrdá látka, používá se k řezání
Sirouhlík
CS2
kapalina
toxický, hořlavý
výborné nepolární rozpouštědlo (bílý fosfor, tuky, síra)
Kyanovodík
HCN
kapalina
voní po hořkých mandlích
prudce toxický
teplota varu kolem 25 ºC
dobře rozpustný ve vodě, vzniká kyanovodíková kyselina
soli – kyanidy
kyanidy obsahují anion CN −
Kyanid draselný
KCN
cyankáli
0,3 – 0,4g smrtelné
prudký jed

Křemík

výskyt: volný (v přírodě se nevyskytuje), vázaný (kyslíkaté sloučeniny – křemen, křemičitany, hlinitokřemičitany); 2. nejrozšířenější prvek v zemské kůře

Vlastnosti

pevná šedá a lesklá látka
tvrdý – strukturou podobný diamantu
polovodič
oxidační číslo: nejčastěji IV
na povrchu se tvoří SiO2 – odolný vůči působení kyslíku a vody, tomuto procesu se říká pasivace
odolný vůči kyselinám (kromě HF)
při reakci s hydroxidy vznikají křemičitany
málo reaktivní

Výroba

redukce křemenu (SiO2) čistým koksem v elektrické peci
SiO2 + C → Si + CO

Užití

elektrotechnika (integrované obvody)
silikonové polymery
různé slitiny

Oxid křemičitý

SiO2
alotropické modifikace (vzestupně dle teploty, při které se vyskytují) – křemen, tridymit, cristobalit
barevné odrůdy křemene: ametist (fialová), citrín (žlutá), růženín (růžová), záhněda (hnědá)
struktura křemene: základní stavební jednotkou je SiO4 (kyslíky jsou rozmístěny do vrcholu čtyřstěnu – tetraedru), tetraedry spojeny přes kyslík
vlastnosti: tvrdá látka, vysoká teplota tání, chemicky odolný
pouze čistému křemeni se říká křišťál

Kyseliny křemičité

kyselina orthokřemičitá (tetrahydrogenkřemičitá) – H4SiO4
kyselina methakřemičitá (H2SiO3)

(obrázek – Terka Sl.)
od těchto kyselin se dají odvozovat soli – křemičitany

Křemičitany

Vodní sklo
roztok křemičitanu sodného a draselného
používá se k impregnaci papíru a tkanin, lepení skla a porcelánu, ke konzervaci vajec
Silikagel
má velký povrch
má adsorpční schopnosti

Výroba skla

Křemenné sklo

SiO2 (křemenný písek) → (t)    tavenina → (ochlazení)    sklo
při ochlazování nedochází ke krystalizaci
křemenný písek a sklo se liší strukturou: zatímco křemený písek tvoří pravidelné krystaly, sklo má sice pořád tetraedrické uspořádání (molekuly do čtyřstěnu), ale už ne pravidelné ⇒ sklo je amorfní látka

Suroviny

křemenný písek
soda (Na2CO3)
vápenec (CaCO3)

Technický postup

Vlastnosti skla

lze ovlivnit různými přidanými látkami
poznámka – skelná vata – drobná vlákna, používá se jako tepelná izolace

Cín

značka Sn
výskyt: volný (v přírodě se nevyskytuje), vázaný (nejběžnější rudou je cínovec (kasiterit, SnO2))
modifikace: šedý (do 13ºC), bílý (do 161ºC), křehký

Bílý cín

měkká, stříbrolesklá látka
je tažný a kujný (staniol)
na vzduchu je odolný, protože se pasivuje (pokrývá se) vrstvou SnO2
nereaguje ani s kyselinami, ani s hydroxidy

Šedý cín

šedý prášek
„cínový mor” – přeměna bílého cínu na šedý ochlazením (v muzeu se jim ničilo cínové nádobí)

Užití cínu

ochrana méně odolných kovů
bílý plech – potravinářství
bronz – Cu + Sn
pájky – Sn + Pb
liteřina – Sn + Pb + Sb – tiskařství

Olovo

výskyt – volný (téměř se nevyskytuje), vázaný (nejdůležitější ruda – galenit – PbS)

Výroba

Vlastnosti

měkký šedý kov
kujný
je reaktivnější než cín

Užití

do slitin
ochranné štíty proti zářením
akumulátory

Sloučeniny

Oxid olovičitý

PbO2
používá se k výrobě akumulátorů

Chroman olovnatý

PbCrO4
chromová žluť, používá se jako žluté barvivo

Oxid olovnato-olovičitý

suřík, minium
látka se ve skutečnosti jmenuje jinak, proto neodpovídá její vzorec:
Pb3O4
používá se k výrobě antikorozních nátěrů

Jedovatost olova

samotné olovo není nebezpečné, nebezpečné jsou jeho páry a ve vodě rozpustné sloučeniny
olovo se vstřebává nejen plicemi, ale i přes kůži
pak se hromadí v organismu

Olověný akumulátor

používají se nejen v autech, ale i jako záložní zdroje
sekundární galvanický článek – lze ho vybít, ale i nabít
obsahuje střídavě desky Pb a PbO2, celé je to ponořené v H2SO4
vybíjení: Pb + PbO2 + 2H2SO4 → 2PbSO4 + 2H2O
Pb0 − 2e − → PbII    oxidace
PbIV + 2e − → PbII    redukce
elektrony tedy putují od jedné elektrody k druhé – od elektrody s Pb do elektrody s PbO2
nabíjení: probíhá elektrolýza:
2PbSO4 + 2H2O → Pb + PbO2 + 2H2SO4